Атомно-молекулярное учение

Понятие о материи и движении

Современная химия является одной из естественных наук, предметом изучения которых является материя и представляет собой систему отдельных химических дисциплин – неорганической, аналитической, физической, органической, коллоидной и др.

Весь окружающий нас многообразный мир, вся совокупность предметов и явлений объединяются общим понятием – материя, для которой известны две формы существования – вещество и поле.

Вещество представляет собой материальное образование состоящее из частиц, имеющих собственную массу или массу покоя. Современной науке известны различные типы материальных систем и соответствующие им структурные уровни материи. К ним относятся как элементарные частицы (электроны, протоны, нейтроны и т.д.), так и макроскопические тела различных размеров (геологические системы, планеты, звезды, звездные скопления, Галактика, системы галактик и др.) современные познания структуры материи простираются от 10 -14 см до 10 28 см (примерно 13 млрд. световых лет).

В отличие от вещества - поле – материальная среда, в которой осуществляется взаимодействие частиц. Например, в электронном поле происходит взаимодействие между заряженными частицами, а в ядерном - между протонами и нейтронами.

Всеобщими формами бытия материи являются пространство и время, которые не существуют вне материи, как не может быть и материальных объектов, которые не обладали бы пространственно – временными свойствами.

Коренным и неотъемлемым свойством материи является движение - способ её существования. Формы движения материи очень разнообразны, они взаимно связаны и могут переходить из одной в другую. Например, механическая форма движения материи может переходить в электрическую форму, электрическая - в тепловую и т.д. Мерой движения материи, количественной его характеристикой является энергия.

Определение химии

Различные формы движения материи изучаются различными науками – физикой, химией, биологией и др. Химия изучает химическую форму движения материи, под которой понимается качественное изменение веществ, превращение одних веществ в другие. При этом разрываются, вновь возникают или перераспределяются химические связи между атомами, входящими в состав вещества. В результате химических процессов возникают новые вещества с новыми физико-химическими свойствами.

Таким образом, химия это наука, изучающая процессы превращения веществ, сопровождающиеся изменением состава, структуры и свойств, а также взаимные переходы между этими процессами и другими формами движения материи.

Объектом изучения в химии являются химические элементы и их соединения. Изучая свойства веществ и их превращения химия раскрывает законы природы, познает материю и её движение. Изучение химии как одной из важнейших фундаментальных естественных наук необходимо для формирования научного мировоззрения.

Атомно-молекулярное учение

Атомно-молекулярное учение развил и впервые применил в химии великий русский ученый М.В. Ломоносов. Основные положения его учения изложены в работе "Элементы математической химии". Сущность учения М.В. Ломоносова сводится к следующему.

1. Все вещества состоят из "корпускул" (так М.В. Ломоносов назвал молекулы). 2. Молекулы состоят из элементов (атомов). 3. Частицы - молекулы и атомы находятся в непрерывном движении. 4. Молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, молекулы сложных веществ - из различных атомов.

В дальнейшем это учение получило развитие в работах Д. Дальтона и Я. Берцелиуса. Окончательно атомно-молекулярное учение в химии утвердилось в середине ХIХ века. На Международном съезде химиков в г. Карлсруэ в 1860 г. были приняты определения понятий химического элемента, атома и молекулы.

Атом - наименьшая частица химического элемента, обладающая его химическими свойствами и неделимая при химических реакциях.

Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Химические свойства молекулы определяются ее составом и химическим строением.

Все вещества делятся на простые и сложные.

Простое вещество – состоит из атомов одного и того же элемента.

Сложное вещество – состоит из атомов разных элементов. Так, например, оксид меди (II) образован атомами элементов меди и кислорода.

Всего 100 лет назад атом рассматривался как неделимый объект. Однако в соответствии с современными представлениями атом имеет сложную структуру и состоит из трех субатомных частиц: протонов, нейтронов и электронов. Протоны имеют положительный заряд; нейтроны не имеют заряда, а электроны имеют отрицательный заряд. Заряды на протоне и электроне одинаковы по величине. Протоны и нейтроны занимают вместе очень небольшой объем атома, называемый ядром. Большую часть остального объема атома составляет пространство, в котором движутся электроны. Поскольку атомы не имеют результирующего электрического заряда, в каждом атоме содержится равное число электронов и протонов. Заряд ядра определяется числом протонов.

Химический элемент - вид атомов, характеризующихся одинаковым зарядом ядра и, соответственно, характеризующихся определенной совокупностью свойств. Атомы одного и того же элемента, отличающиеся числом нейтронов, и, следовательно, массой, называются изотопами. Символ 12 6 С или просто 12 С означает атом углерода с шестью протонами и шестью нейтронами. Число протонов в ядре атома называется атомным номером. Верхний индекс (12) называется массовым числом и указывает суммарное число протонов и нейтронов в ядре атома.

Понятие "химический элемент" нельзя отождествлять с понятием "простое вещество". Простое вещество характеризуется определенной плотностью, растворимостью, температурами плавления и кипения и др. Эти свойства относятся к совокупности атомов и для разных простых веществ они различны.

Химический элемент характеризуется определенным зарядом ядра, изотопным составом и др. Свойства элемента относятся к его отдельным атомам.

Сложные вещества состоят не из простых веществ, а из элементов. Например, вода состоит не из простых веществ водорода и кислорода, а из элементов водорода и кислорода.

Многие химические элементы образуют несколько простых веществ, различных по строению и свойствам. Это явление называется аллотропией, а образовавшиеся вещества - аллотропными видоизменениями или модификациями. Так, элемент кислород образует две аллотропные модификации: кислород О 2 и озон О 3 ; элемент углерод - три: алмаз, графит и карбин.

Химическая форма движения материи исследуется и познается измерением физических свойств и физических величин, присущих каждому веществу. Физической величиной является, например, масса вещества, его плотность, температура плавления. В химии широко используются понятия относительной атомной и молекулярной массы вещества.

Относительная атомная масса. Массы атомов чрезвычайно малы. Так, масса атома водорода составляет 1,674×10 -27 кг , кислорода - 2,667×10 -26 кг . В химии традиционно применяют не абсолютные значения масс, а относительные. За единицу относительных масс принята атомная единица массы (сокращенно а.е.м. ), представляющая собой 1/12 массы атома углерода - 12 , т.е. изотопа углерода 6 С - 1,66×10 -27 кг . Поскольку большинство элементов имеют атомы с различной массой, поэтому относительная атомная масса химического элемента есть безразмерная величина, равная отношению средней массы атома естественного изотопического состава элемента к 1/12 массы атома углерода.

Относительную атомную массу элемента обозначают А r . Например,

где 1,993·10 -26 кг – масса атома углерода.

Относительная молекулярная масса. Относительные молекулярные массы, так же как и атомные, выражаются в атомных единицах массы. Относительная молекулярная масса вещества есть безразмерная величина, равная отношению средней массы молекулы естественного изотопического состава вещества к 1/12 массы атома углерода 12 6 С .

Относительную молекулярную массу обозначают М r . Она численно равна сумме относительных атомных масс всех атомов, входящих в состав молекулы вещества, и подсчитывается по формуле вещества. Например, M r (H 2 О) будет слагаться из 2 А r (Н)» 2 ; А r (O)= 1 × 16 = 16 ; M r (H 2 О) = 2 + 16 = 18 .

Моль. В международной системе единиц (СИ) за единицу количества вещества принят моль. Моль - это количество вещества, содержащее столько структурных или формульных (ФЕ) единиц (молекул, атомов, ионов, электронов или других), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода 12 6 C .

Зная массу одного атома углерода 12 C (1,993×10 -26 кг) , вычисляют число атомов N A в 0,012 кг углерода.

Число частиц в 1 моль любого вещества одно и то же. Оно равно 6,02×10 23 и называется постоянной Авогадро (обозначается N A , размерность 1/моль или моль -1 ). Очевидно, в 2 моль углерода будет содержаться 2 × 6,02×10 23 атомов, в 3 моль - 3 × 6,02×10 23 атомов.

Молярная масса. Обычно ее обозначают M . Молярная масса - величина, равная отношению массы вещества к количеству вещества. Она имеет размерность кг/моль или г/моль . Например, M = m /n или M = m /n , где m - масса в граммах; n (ню) или n - количество вещества в молях, M - молярная масса в г/моль - постоянная величина для каждого данного вещества. Так, если масса молекулы воды равна 2,99×10 -26 кг , то молярная масса M (H 2 O) = 2,99×10 -26 кг × 6,02×10 23 моль -1 = 0,018 кг/моль или 18 г/моль . В общем случае молярная масса вещества, выраженная в г/моль , численно равна относительной атомной или относительной молекулярной массе этого вещества.

Например, относительные атомные и молекулярные массы C , O 2 , H 2 S соответственно равны 12, 32, 34, а их молярные массы составляют соответственно 12, 32, 34 г/моль.

Вопрос 31. Современное дошкольное образование детей с ограниченными возможностями

Вопрос 8. Неионизирующие электромагнитные поля и излучения. Лазерное излучение. Ионизирующие излучения.

Вредные и опасные факторы производственной среды в помещениях, где используется современное компьютерное оборудование, телекоммуникационные сети и различные электронные приборы.

Основные понятия химии, законы стехиометрии

Химическая атомистика (атомно-молекулярная теория) является исторически первой фундаментальной теоретической концепцией, положенной в основу современной химической науки. Формирование этой теории потребовало более сотни лет и связано с деятельностью таких выдающихся химиков, как М.В. Ломоносов, А.Л. Лавуазье, Дж. Дальтон, А. Авогадро, С. Канниццаро.

Современную атомно-молекулярную теорию можно изложить в виде ряда положений:

1. Химические вещества имеют дискретное (прерывистое) строение. Частицы вещества находятся в постоянном хаотическом тепловом движении.

2. Основной структурной единицей химического вещества является атом.

3. Атомы в химическом веществе связаны друг с другом, образуя молекулярные частицы или атомные агрегаты (надмолекулярные структуры).

4. Сложные вещества (или химические соединения) состоят из атомов разных элементов. Вещества простые состоят из атомов одного элемента и должны рассматриваться как гомоядерные химические соединения.

При формулировании основных положений атомно-молекулярной теории нам пришлось ввести несколько понятий, на которых необходимо остановиться более подробно, поскольку они являются основными в современной химии. Это понятия "атом" и "молекула", точнее атомные и молекулярные частицы.

Атомные частицы включают в себя собственно атом, атомные ионы, атомные радикалы и атомные ион-радикалы.

Атом - это наименьшая электронейтральная частица химического элемента, являющаяся носителем его химических свойств, и состоящая из положительно заряженного ядра и электронной оболочки.

Атомный ион - это атомная частица, обладающая электростатическим зарядом, но не имеющая неспаренных электронов, например, Cl - - хлорид-анион, Na + - катион натрия.

Атомный радикал - электронейтральная атомная частица, содержащая неспаренные электроны. Например, атом водорода фактически представляет собой атомный радикал - Н× .

Атомная частица, имеющая электростатический заряд и неспаренные электроны, называется атомным ион-радикалом. Примером такой частицы может служить катион Mn 2+ , содержащий пять неспаренных электронов на d-подуровне (3d 5).

Одной из важнейших физических характеристик атома является его масса. Поскольку абсолютное значение массы атома ничтожно мало (масса атома водорода равна 1,67×10 -27 кг), в химии используется относительная шкала масс, в которой за единицу выбрана 1/12 часть массы атома углерода изотопа-12. Относительная атомная масса - это отношение массы атома к 1/12 массы атома углерода изотопа 12 С.

Следует отметить, что в периодической системе Д.И. Менделеева приведены среднеизотопические атомные массы элементов, которые в большинстве своем представлены несколькими изотопами, вносящими свой вклад в атомную массу элемента пропорционально своему содержанию в природе. Так, элемент хлор представлен двумя изотопами - 35 Cl (75 мол.%) и 37 Cl (25 мол.%). Среднеизотопическая масса элемента хлор составляет 35,453 а.е.м. (атомных единиц массы) (35×0,75 + 37×0,25).

Аналогично атомным частицам, молекулярные частицы включают в себя собственно молекулы, молекулярные ионы, молекулярные радикалы и ион-радикалы.

Молекулярная частица - это наименьшая устойчивая совокупность взаимосвязанных атомных частиц, являющаяся носителем химических свойств вещества. Молекула лишена электростатического заряда и не имеет неспаренных электронов.

Молекулярный ион - это молекулярная частица, обладающая электростатическим зарядом, но не имеющая неспаренных электронов, например, NO 3 - - нитрат-анион, NH 4 + - катион аммония.

Молекулярный радикал – это электронейтральная молекулярная частица, содержащая неспаренные электроны. Большинство радикалов являются реакционными частицами с небольшим временем жизни (порядка 10 -3 –10 -5 с), хотя в настоящее время известны и довольно устойчивые радикалы. Так метильный радикал × СН 3 является типичной малоустойчивой частицей. Однако, если атомы водорода в ней заменить на фенильные радикалы, то образуется стабильный молекулярный радикал трифенилметил

Молекулы с нечетным числом электронов, например NO или NO 2 , также могут рассматриваться как свободные радикалы с высокой устойчивостью.

Молекулярная частица, имеющая электростатический заряд и неспаренные электроны, называется молекулярным ион-радикалом . Примером такой частицы может служить катион радикал кислорода – ×О 2 + .

Важной характеристикой молекулы является ее относительная молекулярная масса. Относительная молекулярная масса (М r) - это отношение среднеизотопической массы молекулы, вычисленной с учетом естественного природного содержания изотопов, к 1/12 массы атома углерода изотопа 12 C .

Таким образом, мы выяснили, что мельчайшей структурной единицей любого химического вещества является атом, точнее атомная частица. В свою очередь в любом веществе, исключая инертные газы, атомы связаны друг с другом химическими связями. При этом возможно образование двух типов веществ:

· молекулярные соединения, у которых можно выделить мельчайшие носители химических свойств, обладающие устойчивой структурой;

· соединения надмолекулярной структуры, которые представляют собой атомные агрегаты, в которых атомные частицы связаны ковалентной, ионной или металлической связью.

Соответственно, вещества, имеющие надмолекулярную структуру, представляют собой атомные, ионные или металлические кристаллы. В свою очередь, молекулярные вещества образуют молекулярные или молекулярно-ионные кристаллы. Молекулярное строение имеют также вещества, находящиеся в обычных условиях в газообразном или жидком агрегатном состоянии.

Фактически, работая с конкретным химическим веществом, мы имеем дело не с отдельными атомами или молекулами, а с совокупностью очень большого числа частиц, уровни организации которых можно отобразить следующей схемой:

Для количественного описания больших массивов частиц, которыми являются макротела, было введено специальное понятие "количество вещества", как строго определенное число его структурных элементов. Единицей количества вещества является моль. Моль - это количество вещества (n), содержащее столько структурных или формульных единиц, сколько атомов содержится в 12 г углерода изотопа 12 С. В настоящее время это число довольно точно измерено и составляет 6,022×10 23 (число Авогадро, N A). В качестве структурных единиц могут выступать атомы, молекулы, ионы, химические связи и другие объекты микромира. Понятие "формульная единица" используется для веществ с надмолекулярной структурой и определяется как простейшее соотношение между составляющими его элементами (брутто-формула). В данном случае формульная единица берет на себя роль молекулы. Например, 1 моль хлорида кальция содержит 6,022×10 23 формульных единиц - CaCl 2 .

Одной из важных характеристик вещества является его молярная масса (М, кг/моль, г/моль). Молярная масса - это масса одного моля вещества . Относительная молекулярная масса и молярная масса вещества численно совпадают, но имеют разную размерность, например, для воды М r = 18 (относительная атомная и молекулярная массы величины безразмерные), М = 18 г/моль. Количество вещества и молярная масса связаны простым соотношением:

Большую роль в формировании химической атомистики сыграли основные стехиометрические законы, которые были сформулированы на рубеже XVII и XVIII столетий.

1. Закон сохранения массы (М.В. Ломоносов, 1748 г.).

Сумма масс продуктов реакции равна сумме масс веществ, вступивших во взаимодействие . В математическом виде этот закон выражается следующим уравнением:

Дополнением к данному закону является закон сохранения массы элемента (А. Лавуазье, 1789 г.). Согласно этому закону в процессе химической реакции масса каждого элемента остается постоянной .

Законы М.В. Ломоносова и А. Лавуазье нашли простое объяснение в рамках атомистической теории. Действительно, при любой реакции атомы химических элементов остаются неизменными и в неизменном количестве, что влечет за собой как постоянство массы каждого элемента в отдельности, так и системы веществ в целом.

Рассматриваемые законы имеют определяющее значение для химии, поскольку позволяют моделировать химические реакции уравнениями и выполнять на их основе количественные вычисления. Следует, однако, отметить, что закон сохранения массы не является абсолютно точным. Как следует из теории относительности (А. Эйнштейн, 1905 г.), любой процесс, протекающий с выделением энергии, сопровождается уменьшением массы системы в соответствии с уравнением:

где DЕ – выделившаяся энергия, Dm – изменение массы системы, с - скорость света в вакууме (3,0×10 8 м/с). В результате уравнение закона сохранения массы следует записывать в следующем виде:

Таким образом, экзотермические реакции сопровождаются уменьшением массы, а эндотермические – увеличением массы. В этом случае закон сохранение массы может быть сформулирован следующим образом: в изолированной системе сумма масс и приведенных энергий есть величина постоянная . Однако для химических реакций, тепловые эффекты которых измеряются сотнями кДж/моль, дефект массы составляет 10 -8 -10 -9 г и не может быть зарегистрирован экспериментально.

2. Закон постоянства состава (Ж. Пруст, 1799-1804 гг.).

Индивидуальное химическое вещество молекулярного строения имеет постоянный качественный и количественный состав, не зависящий от способа его получения . Соединения, подчиняющиеся закону постоянства состава, называют дальтонидами . Дальтонидами являются все известные к настоящему времени органические соединения (около 30 миллионов) и часть (около 100 тыс.) неорганических веществ. Вещества, имеющие немолекулярное строение (бертолиды ), не подчиняются данному закону и могут иметь переменный состав, зависящий от способа получения образца. К ним относятся большинство (около 500 тыс.) неорганических веществ. В основном это бинарные соединения d-элементов (оксиды, сульфиды, нитриды, карбиды и т.д.). Примером соединения переменного состава может служить оксид титана(III), состав которого варьирует в пределах от TiO 1,46 до TiO 1,56 . Причиной переменного состава и иррациональности формул бертолидов являются изменения состава части элементарных ячеек кристалла (дефекты кристаллической структуры), не влекущие за собой резкого изменения свойств вещества. Для дальтонидов подобное явление невозможно, поскольку изменение состава молекулы ведет к образованию нового химического соединения.

3. Закон эквивалентов (И. Рихтер, Дж. Дальтон, 1792-1804 гг.).

Массы реагирующих веществ прямо пропорциональны их эквивалентным массам .

где Э А и Э В - эквивалентные массы реагирующих веществ.

Эквивалентной массой вещества называется молярная масса его эквивалента.

Эквивалент - это реальная или условная частица, отдающая или присоединяющая один катион водорода в реакциях кислотно-основного взаимодействия, один электрон в окислительно-восстановительных реакциях или взаимодействующая с одним эквивалентом любого другого вещества в реакциях обмена . Например, при взаимодействии металлического цинка с кислотой один атом цинка вытесняет два атома водорода, отдавая при этом два электрона:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2 ­

Zn 0 - 2e - = Zn 2+

Следовательно, эквивалентом цинка является 1/2 его атома, т.е. 1/2 Zn (условная частица).

Число, показывающее, какая часть молекулы или формульной единицы вещества является его эквивалентом, называется фактором эквивалентности - f э . Эквивалентная масса, или молярная масса эквивалента, определяется как произведение фактора эквивалентности на молярную массу:

Например, в реакции нейтрализации серная кислота отдает два катиона водорода:

H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O

Соответственно, эквивалентом серной кислоты является 1/2 H 2 SO 4 , фактор эквивалентности равен 1/2, а эквивалентная масса составляет (1/2)×98 = 49 г/моль. Гидроксид калия связывает один катион водорода, поэтому его эквивалентом является формульная единица, фактор эквивалентности равен единице, а эквивалентная масса равна молярной массе, т.е. 56 г/моль.

Из рассмотренных примеров видно, что при расчете эквивалентной массы необходимо определить фактор эквивалентности. Для этого существует ряд правил:

1. Фактор эквивалентности кислоты или основания равен 1/n, где n - число задействованных в реакции катионов водорода или гидроксид-анионов.

2. Фактор эквивалентности соли равен частному от деления единицы на произведение валентности (v) катиона металла или кислотного остатка и их числа (n) в составе соли (стехиометрический индекс в формуле):

Например, для Al 2 (SO 4) 3 - f э = 1/6

3. Фактор эквивалентности окислителя (восстановителя) равен частному от деления единицы на число присоединенных (отданных) им электронов.

Следует обратить внимание на то обстоятельство, что одно и то же соединение может иметь разный фактор эквивалентности в разных реакциях. Например, в реакциях кислотно-основного взаимодействия:

H 3 PO 4 + KOH = KH 2 PO 4 + H 2 O f э (H 3 PO 4) = 1

H 3 PO 4 + 2KOH = K 2 HPO 4 + 2H 2 O f э (H 3 PO 4) = 1/2

H 3 PO 4 + 3KOH = K 3 PO 4 + 3H 2 O f э (H 3 PO 4) = 1/3

или в окислительно-восстановительных реакциях:

KMn 7+ O 4 + NaNO 2 + H 2 SO 4 ® Mn 2+ SO 4 + NaNO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O

MnO 4 - + 8H + + 5e - ® Mn 2+ + 4H 2 O f э (KMnO 4) = 1/5

Лекция 1

ПРЕДМЕТ И ЗНАЧЕНИЕ ХИМИИ

1. Предмет химии . Среди естественных наук, определяющих фундамент инженерных знаний, химия занимает лидирующее положение ввиду своей информационной значимости. Около четверти всего объема научно-технической информации, как известно, составляет – химическая.

Современное определение химии: система химических наук (органическая, неорганическая, аналитическая, физическая химия и т.д.), главной задачей которых является изучение химических процессов (реакций) образования и разрушения молекул (химическая связь), а также взаимосвязей и переходов между этими процессами и другими формами движениями материи (электромагнитные поля и излучения и т.д.).

Химия изучает состав, структуру веществ органического и неорганического происхождения, способности веществ к взаимодействию и явления перехода химической энергии в тепловую, электрическую, световую и др.

Значение химии в существовании и развитии человечества огромно. Достаточно сказать, что ни одна отрасль производства не обходится без химии. Если посмотреть на то, что окружает человека в быту или на работе, – это все дары и деяния химии. О значении химии в различных отраслях промышленности, сельского хозяйства и медицине написаны целые книги. Известный английский физик У. Рамзай сказал: «Та нация, та страна, которая превзойдет другие в развитии химии, превзойдет их в общем материальном благосостоянии».

Основные законы химии

Атомно-молекулярное учение – теоретический фундамент химии.

Вещество – одна из форм существования материи. Вещество состоит из отдельных мельчайших частиц – молекул, атомов, ионов, которые в свою очередь обладают определенным внутренним строением. Говоря иначе, всякое вещество не является чем-то сплошным, а состоит из отдельных очень малых частиц, в основе атомно-молекулярного учения лежит принцип дискретности (прерывности строения) вещества. Свойства веществ являются функцией состава и строения образующих его частиц. Для большинства веществ эти частицы представляют собой молекулы.

Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Молекулы в свою очередь состоят из атомов. Атом – наименьшая частица элемента, обладающая его химическими свойствами.

Необходимо различать понятия «простое (элементарное) вещество» и «химический элемент». В самом деле, каждое простое вещество характеризуется определенными физическими и химическими свойствами. Когда какое-нибудь простое вещество вступает в химическую реакцию и образует новое вещество, оно утрачивает большинство своих свойств. Например, железо, соединяясь с серой, теряет металлический блеск, ковкость, магнитные свойства и др. Точно так же водород и кислород, входящие в состав воды, содержатся в воде не в виде газообразных водорода и кислорода с их характерными свойствами, а в виде элементов – водорода и кислорода. Если же эти элементы находятся в «свободном состоянии», т.е. не связаны химически ни с каким другим элементом, то они образуют простые вещества. Химический элемент можно определить как вид атомов, характеризующийся определенной совокупностью свойств. При соединении друг с другом атомов одного и того же элемента образуются простые вещества, сочетание же атомов различных элементов дает или смесь простых веществ, или сложное вещество.

Существование химического элемента в виде нескольких простых веществ называется аллотропией. Различные простые вещества, образованные одним и тем же элементом, называются аллотропическими видоизменениями этого элемента. Разница между простым веществом и элементом становится особенно ясным, когда встречаются с несколькими простыми веществами, состоящими из одного и того же элемента. Различают аллотропию состава и аллотропию формы. Атомы одного и того же элемента, расположенные в разном геометрическом порядке (аллотропия формы) или соединяющиеся в молекулы различного состава (аллотропия состава), образуют простые вещества с разными физическими свойствами при похожих химических свойствах. Примерами могут служить:
кислород и озон, алмаз и графит.2. Стехиометрические законы. Химический эквивалент. Основу атомно-молекулярного учения составляю основные законы химии, открытые на рубеже XVIII и XIX вв.

Закон сохранения масс и энергий, является основным законом естествознания.Впервые он был сформулирован и экспериментально обоснован М.В. Ломоносовым в 1756-59 гг., позднее он был открыт и подтвержден А.Л. Лавуазье: масса образовавшихся продуктов реакции равна массе исходных реагентов. В математической форме это можно записать:

где i , j – целые числа, равные числу реагентов и продуктов.

В современном виде этот закон формулируют следующим образом: в изолированной системе сумма масс и энергий постоянна. На законе сохранения массы основаны изучение реакций между отдельными веществами и количественный химический анализ.

Закон взаимосвязи массы и энергии (А. Эйнштейн). Эйнштейн показал, что между энергией и массой существует взаимосвязь, количественно выражаемая уравнением:

Е = mc 2 или Dm = DЕ /c 2 (2.2)

где Е – энергия; m – масса; с – скорость света. Закон справедлив для ядерных реакций, в которых выделяется огромное количество энергии при небольших изменениях масс (атомный взрыв).

Закон постоянства состава (Ж.Л. Пруст, 1801-1808): каким бы путем не было получено данное химически чистое соединение, состав его является постоянным.Так, оксид цинка может быть получен в результате самых разнообразных реакций:

Zn + 1/2 O 2 = ZnO; ZnСO 3 = ZnO + СO 2 ; Zn(OН) 2 = ZnO + Н 2 О.

Но в химически чистом образце ZnO всегда содержится 80,34% Zn и 19,66% О.

Закон постоянства состава полностью выполняется для газообразных, жидких и ряда твердых веществ (дальтониды ), однако многие кристаллические вещества сохраняют свою структуру при переменном (в некоторых пределах) составе (бертоллиды ). К ним относятся соединения некоторых металлов друг с другом, отдельные оксиды, сульфиды, нитриды. Следовательно, этот закон применим лишь для таких веществ, которые независимо от агрегатного состояния имеют молекулярную структуру. В соединениях переменного состава этот закон имеет границы применимости, в особенности для веществ, находящихся в твердом состоянии, так как носителем свойств в данном состоянии является не молекула, а некая совокупность ионов разных знаков, называемая фазой (однородная часть неоднородной системы, ограниченная поверхностью раздела), или, говоря иначе кристаллические решетки твердых тел имеют дефекты (вакансии и включения узлов).

Закон эквивалентов (Рихтер, 1792-1800): химические элементы соединяются между собой в массовых отношениях, пропорциональных их химическим эквивалентам:

На основании этого закона проводятся все стехиометрические расчеты.

Химическим эквивалентом элемента называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем (1,008 г) атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических соединениях.

Понятие об эквивалентах и эквивалентных массах распространяется также на сложные вещества. Эквивалентом сложного вещества называется такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или вообще с одним эквивалентом любого другого вещества.

Расчет эквивалентов простых и сложных веществ:

где A r – атомная масса элемента; М А – молекулярная масса соединения.

Закон кратных отношении (Д. Дальтон, 1808). Если два элемента образуют между собой несколько химических соединений, то количество одного из них, отнесенное к одному и тому же количеству другого, относятся как небольшие целые числа.

Закон Авогадро (1811). Это один из основных законов химии: в равных объемах газов при одинаковых физических условиях (давлении и температуре) содержится одинаковое число молекул.

А. Авогадро установил, что молекулы газообразных веществ двухатомны, не H, О, N, Cl, а H 2 , О 2 , N 2 , Cl 2 . Однако с открытием инертных газов (они одноатомны) обнаружилось исключения.

Первое следствие : 1 моль любого газа при нормальных условиях имеет объем, равный 22,4 л.

Второе следствие :плотности любых газов относятся как их молекулярные массы:d 1 /d 2 =M 1 /M 2 .

Постоянная Авогадро – число частиц, в 1 моле вещества 6,02×10 23 моль -1 .

Объяснение основных законов химии в свете атомно-молекулярной теории лежит в ее постулатах:

1) атомы представляют собой мельчайшие частицы вещества, которые невозможно разделить на составные части (химическими способами) или превратить друг в друга, или уничтожить;

2) все атомы одного элемента одинаковы и имеют одинаковую массу (если не учитывать существования изотопов, см. лекцию 3);

3) атомы различных элементов имеют разные массы;

4) при химической реакции между двумя или большим числом элементов их атомы соединяются друг с другом в небольших целочисленных отношениях;

5) относительные массы элементов, которые соединяются друг с другом, непосредственно связаны с массами самих атомов, т.е. если 1 г серы соединяется с 2 г меди, то это значит, что каждый атом меди весит вдвое больше, чем атом серы;

Одним словом химией «управляют» целые числа, поэтому все эти законы называют стехиометрическими. В этом заключено торжество атомно-молекулярного учения.

3. Атомные и молекулярные массы. Моль. Рассмотрим в каких единицах выражают молекулярные и атомные массы. В 1961 г. принята единая шкала относительных атомныхмасс, в основу которой положена 1 / 12 часть массы атома изотопа углерода 12 С, названная атомной единицей массы (а.е.м.). В соответствии с этим в настоящее время относительной атомной массой (атомной массой) элемента называют отношение массы его атома к 1 / 12 части массы атома 12 С.

Аналогично относительной молекулярной массой (молекулярной массой) простого или сложного вещества называют отношение массы его молекулы
к 1 / 12 части массы атома 12 С. Поскольку масса любой молекулы равна сумме масс составляющих ее атомов, то относительная молекулярная масса равна сумме соответствующих относительных атомных масс. Например, молекулярная масса воды, молекула которой содержит два атома водорода и один атом кислорода, равна: 1,0079×2+15,9994= 18,0152.

Наряду с единицами массы и объема, в химии пользуются также единицей количества вещества, называемой молем. Моль – количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода 12 С.

Количество вещества в молях равно отношению массы вещества m к его молекулярной массе M :

n = m /М . (2.8)

Молярную массу (М ) обычно выражают в г/моль. Молярная масса вещества, выраженная в г/моль, имеет то же численное значение, что и его относительная молекулярная (атомная) масса. Так, мольная масса атомарного водорода равна 1,0079 г/моль, молекулярного водорода – 2,0158 г/моль.

Зависимость объема газа от давления и температуры может быть описанауравнением состояния идеального газа pV = RT, справедливым для одного моля газа, а с учетом числа молей оно становится знаменитым уравнением
Клапейрона – Менделеева:

pV= nRT (2.9)

где R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/моль×К).

С помощью этого уравнения и второго следствия из закона Авогадро, используя простые измерительные приборы (термометр, барометр, весы), в конце XIX в. были определены молекулярные массы многих летучих простых и сложных органических и неорганических веществ. В 1860 г. на I Международном конгрессе химиков (Карлсруэ, Германия) были приняты классические определения основных понятий: атома, молекулы, элемента и т.д., проведена систематика, классификация основных типов реакций и классов химических соединений.

4. Основные классы неорганических соединений. Классификация простых и сложных химических веществ основана на рассмотрении реагентов и продуктов одной из основных химических реакций – реакции нейтрализации. Основы этой классификации были заложены И.Я. Берцелиусом в 1818 г., в дальнейшем она была существенно уточнена и дополнена.

Еще алхимики объединили ряд простых веществ, обладающих похожими физическими и химическими свойствами, под названием металлы . Типичным металлам свойственны ковкость, металлический блеск, высокая тепло- и электропроводность, по химическим свойствам металлы являются восстановителями. Остальные простые вещества были объединены в класс неметаллов (металлоидов ). Неметаллы отличаются более разнообразными физическими и химическими свойствами. При взаимодействии простых веществ с кислородом образуются оксиды . Металлы образуют основные оксиды, неметаллы – кислотные . В реакции таких оксидов с водой образуются, соответственно, основания и кислоты . Наконец, реакция нейтрализации кислот и оснований приводит к образованию солей . Соли также могут получаться при взаимодействии основных оксидов с кислотными оксидами или кислотами, кислотных оксидов – с основными оксидами или основаниями (табл. 1).

Таблица 1

Химические свойства основных классов неорганических соединений

Следует подчеркнуть, что с водой непосредственно реагируют только те основные оксиды, которые образуют растворимые в воде основания – щелочи . Нерастворимые в воде основания (например, Cu(OH) 2) могут быть получены из оксидов только в две стадии:

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O, CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ¯ + Na 2 SO 4 .

Классификация оксидов не исчерпывается основными и кислотными. Ряд оксидов и соответствующих им гидроксидов проявляют двойственные свойства: реагируют с кислотами как основания и с основаниями как кислоты (в обоих случаях образуются соли). Такие оксиды и гидроксиды называются амфотерными :

Al 2 O 3 +6HCl=2AlCl 3 +3H 2 O, Al 2 O 3 +2NaOH=2NaAlO 2 +H 2 O (сплавление тв. вещ-в),

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O, Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 (в р-ре).

Некоторым оксидам невозможно сопоставить соответствующие им кислоту или основание. Такие оксиды называются несолеобразующими , например, оксид углерода (II) CO, оксид азота (I) N 2 O. Они не участвуют в кислотно-основных взаимодействиях, но могут вступать в другие реакции. Так, N 2 O – сильный окислитель, CO – хороший восстановитель. Иногда кислотные, основные и амфотерные оксиды объединяют в класс солеобразующих .

Среди кислот выделяются бескислородные – например, хлороводородная (соляная) HCl, сероводородная H 2 S, циановодородная (синильная) HCN. По кислотно-основным свойствам они не отличаются от кислородсодержащих кислот. Существуют также вещества, обладающие основными свойствами, но не содержащие атомов металла, например, гидроксид аммония NH 4 OH – производное аммиака NH 3 .

Названия кислот производят от элемента, образующего кислоту. В случае бескислородных кислот к названию элемента (или группы элементов, например, СN – циан), образующего кислоту, добавляют суффикс «о» и слово «водород»: Н 2 S – сероводород, НСN – циановодород.

Названия кислородосодержащих кислот зависят от степени окисления кислотообразующего элемента. Максимальной степени окисления элемента соответствует суффикс «...н(ая)» или «...ов(ая)» например, НNО 3 – азотная кислота, НСlO 4 – хлорная кислота, Н 2 СrO 4 – хромовая кислота. По мере понижения степени окисления суффиксы изменяются в следующей последовательности: «...оват(ая)», «...ист(ая)», «...оватист(ая)»; например, НСlO 3 – хлорноватая, НСlO 2 – хлористая, НОСl – хлорноватистая кислоты. Если элемент образует кислоты только в двух степенях окисления, то для названия кислоты, соответствующей низшей степени окисления элемента, используется суффикс «...ист(ая)»; например, НNО 2 – азотистая кислота. Кислоты, содержащие в своем составе группировку атомов -O-O-, можно рассматривать как производные пероксида водорода. Их называют пероксокислотами (или надкислотами). В случае необходимости после приставки «пероксо» в название кислоты помещают числительную приставку, указывающую число атомов кислотообразующего элемента, входящих в состав молекулы, например: H 2 SO 5 , H 2 S 2 O 8 .

Среди соединений важную группу образуют основания (гидроксиды), т.е. вещества, в состав которых входят гидроксильные группы ОН - . Названия гидроксидов образуются из слова «гидроксид» и названия элемента в родительном падеже, после которого, в случае необходимости, римскими цифрами в скобках указывается степень окисления элемента. Например, LiОН – гидроксид лития, Fe(ОН) 2 – гидроксид железа (II).

Характерным свойством оснований является их способность взаимодействовать с кислотами, кислотными или амфотерными оксидами с образованием солей, например:

KOH + HCl = KCl + Н 2 O,

Ва(ОН) 2 + СО 2 = ВаСО 3 + Н 2 О

2NаОН + Аl 2 O 3 = 2NаАlO 2 + Н 2 О

С точки зрения протолитической (протонной) теории основаниями считают вещества, которые могут быть акцепторами протонов, т.е. способны присоединять ион водорода. С этих позиций к основаниям следует относить не только основные гидроксиды, но и некоторые другие вещества, например аммиак, молекула которого может присоединять протон, образуя ион аммония:

NH 3 + H + = NH 4 +

Действительно, аммиак, подобно основным гидроксидам, способен реагировать с кислотами с образованием солей:

NН 3 + НСl = NH 4 Сl

В зависимости от числа протонов, которые могут присоединяться к основанию, различают основания однокислотные (например, LiОН, КОН, NН 3), двухкислотные [Са(ОН) 2 , Fе(ОН) 2 ] и т.д.

Амфотерные гидроксиды (Al(ОН) 3 , Zn(ОН) 2) способны диссоциировать в водных растворах как по типу кислот (с образованием катионов водорода), так и по типу оснований (с образованием гидроксильных анионов); они могут быть как донорами, так и акцепторами протонов. Поэтому амфотерные гидроксиды образуют соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями. При взаимодействии с кислотами амфотерные гидроксиды проявляют свойства оснований, а при взаимодействии с основаниями – свойства кислот:

Zn(ОН) 2 + 2НСl = ZnСl 2 + 2Н 2 О,

Zn(ОН) 2 + 2NаОН = Nа 2 ZnО 2 + 2Н 2 О.

Существуют соединения элементов с кислородом, которые по составу относятся к классу оксидов, но по своему строению и свойствам принадлежат к классу солей. Это так называемые пероксиды, или перекиси. Пероксидами называются соли пероксида водорода Н 2 О 2 , например, Nа 2 О 2 , СаО 2 . Характерной особенностью строения этих соединений является наличие в их структуре двух связанных между собой атомов кислорода («кислородный мостик»): -О-О-.

Соли при электролитической диссоциации образуют в водном растворе катион К + и анион А – . Соли можно рассматривать как продукты полного или частного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или как продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основного гидроксида кислотными остатками.

Реакция нейтрализации может протекать не до конца. В этом случае при избытке кислоты образуются кислые соли, при избытке основания – основные (соли, образующиеся при эквивалентном соотношении, называются средними ). Понятно, что кислые соли могут быть образованы только многоосновными кислотами, основные соли – только многокислотными основаниями:

Ca(OH) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca(HSO 4) 2 + 2H 2 O,

Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + 2H 2 O,

2Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = (CaOH) 2 SO 4 + 2H 2 O.

Среди многообразия и огромного количества химических реакций всегда присутствовала их классификация. Так, с учетом развития химии выделяются три основных типа химических реакций:

1) кислотно-основного равновесия, частные случаи – нейтрализации, гидролиза, электролитической диссоциации кислот и оснований;

2) окислительно-восстановительные с изменением степени окисления атома, иона, молекулы. При этом различают стадии окисления и восстановления как части одного процесса отдачи и присоединения электронов;

3) комплексообразования – присоединения определенного числа молекул или ионов к центральному атому или иону металла, который является комплексообразователем, а первые – лигандами, количество которых характеризуется координационным числом (n).

Согласно этим типам химических реакций классифицируются и химические соединения: кислоты и основания, окислители и восстановители, комплексные соединения и лиганды.

В более современной трактовке с учетом электронного строения атомов и молекул, реакции первого типа можно определить как реакции с участием и переносом протона, реакции второго типа – с переносом электрона, реакции третьего типа – с переносом неподеленной пары электронов. Количественной мерой реакций первого типа являются, например, рН, второго – потенциал (E, B), разность потенциалов (Δφ, В), а третьего, – например, реализация определенного координационного числа (n) химических (донорно-акцепторных) связей, энергия стабилизации лигандного поля центрального иона – комплексообразователя
(ΔG, кДж/моль), константа устойчивости.

Строение атома

1. Развитие представлений о строении атома. Если бы в результате какой-то мировой катастрофы все накопленные человечеством научные знания оказались бы уничтоженными и к грядущим поколениям перешла бы только одна фраза, то какое утверждение, составленное из наименьшего количества слов, принесло бы наибольшую информацию? Этот вопрос поставил знаменитый американский физик, нобелевский лауреат Ричард Фейнман и сам дал на него такой ответ: это атомная гипотеза. Все тела состоят из атомов – маленьких телец, которые находятся в беспрерывном движении, притягиваются на небольшом расстоянии, но отталкиваются, если одно из них плотнее прижать к другому. Однако с этим утверждением, по существу, мог бы согласиться уже древнегреческий философ Демокрит, живший за 400 лет до н.э. Современные люди знают больше об атомах, если, в отличие от древних греков, смогли создать на основе своих знаний атомные бомбы и атомные электростанции.

До конца XIX в. полагали атом неделимой и не изменяющейся частицей. Но затем были открыты явления, которые были не объяснимы с этой точки зрения. Электрохимические исследования Г. Дэви , М. Фарадея показали, что атом может нести положительный и отрицательный заряд, поскольку они выделяются на катоде или на аноде электролизера. Отсюда вытекала корпускулярность электрического заряда.

Совершенствуя методы возбуждения газов для получения их спектров, У. Крукс открыл так называемые катодные лучи (явление, реализуемое в современных телевизорах). При прохождении электрического тока через заключенный в трубку разреженный газ от отрицательного полюса (катода) исходит поток слабого света – катодный луч. Катодный луч сообщает отрицательный заряд телам, на которые он падает, и отклоняется в сторону приближенных к трубке положительно заряженных тел. Следовательно, катодный луч представляет собой поток отрицательно заряженных частиц.

Были также открыты явления термоэмиссии и фотоэмиссии (А.Г. Столетов ), состоящие в выбивании отрицательно заряженных частиц под влиянием температуры и квантов света, подтвердившие тот факт, что в составе атома есть отрицательно заряженные частицы. А.А. Беккерель открыл явление радиоактивности. Супруги Кюри показали, что поток радиоактивного излучения неоднороден, и его можно разделить электрическим и магнитным полем. Общее излучение при попадании в конденсатор разделяется на три части: a-лучи (Не 2+) немного отклоняются к отрицательной пластине конденсатора, b-лучи (поток электронов) сильно отклоняются к положительной пластине конденсатора, g-лучи (электромагнитные волны) не отклоняются ни электрическим, ни магнитным полем.

И, наконец, открытие рентгеновских лучей Конрадом Рентгеном показало, что атом сложен и состоит из положительных и отрицательных частиц, наименьшую из которых Х. Томсен назвал электроном. Более того, Р.С. Малликен измерил еe заряд е = -1,6×10 -19 Кл (минимально возможный, т.е. элементарный) и нашел массу электрона m = 9,11×10 -31 кг.

Нейтральность атома при наличии в нем электронов приводила к выводу о существовании в атоме области, несущей положительный заряд. Остался открытым вопрос о местонахождении или размещении в атомах электронов и предполагаемых положительных зарядов, т.е. вопрос о строении атома. На основании этих исследований в 1903 г. Х. Томсен предложил модель атома, которая была названа «пудинг с изюмом», положительный заряд в атоме распределен равномерно с вкрапленным в него отрицательным зарядом. Но дальнейшие исследования показали несостоятельность этой модели.

Э. Резерфорд (1910 г.) пропускал через слой вещества (фольга) поток a-лучей, измеряя отклонение отдельных частиц после прохождения через фольгу. Обобщая результаты наблюдений, Резерфорд установил, что тонкий металлический экран отчасти прозрачен для a-частиц, которые, проходя через листок, либо не изменяли своего пути, либо отклонялись на малые углы. Отдельные же a-частицы отбрасывались назад, как мячик от стены, будто встречали на своем пути непреодолимое препятствие. Так как отбрасывалось назад весьма небольшое число проходящих через фольгу a-частиц, то это препятствие должно занимать в атоме объем, неизмеримо меньше даже по сравнению с самим атомом, при этом оно должно обладать большой массой, так как в противном случае a-частицы от него не рикошетировали бы. Таким образом, появилась гипотеза о ядре атома, в котором сосредоточена практически вся масса атома и весь положительный заряд. При этом становятся понятными отклонения пути большинства a-частиц на небольшие углы под влиянием сил электростатического отталкивания со стороны атомного ядра. В дальнейшем было установлено, что диаметр ядра порядка 10 -5 нм, а диаметр атома – 10 -1 нм, т.е. объем ядра в 10 12 раз меньше объема атома.

В модели атома, предложенной Резерфордом, в центре атома расположено положительно заряженное ядро, а вокруг него движутся электроны, число которых равно величине заряда ядра или порядковому номеру элемента, подобно планетам вокруг Солнца (планетарная модель атома). Развитая Резерфордом ядерная модель была крупным шагом вперед в познании строения атома. Она была подтверждена большим числом экспериментов. Однако в некоторых отношениях модель противоречила твердо установленным фактам. Отметим два таких противоречия.

Во-первых, планетарная модель атома Резерфорда не могла объяснить устойчивость атома. По законам классической электродинамики электрон, двигаясь вокруг ядра, неизбежно теряет энергию. С уменьшением запаса энергии у электрона радиус его орбиты должен непрерывно уменьшаться и в результате упасть на ядро и прекратить свое существование. Физически же атом представляет собой устойчивую систему и может существовать, не разрушаясь, чрезвычайно долго.

Во-вторых, модель Резерфорда приводила к неправильным выводам о характере атомных спектров. Спектры щелочных металлов оказываются сходными со спектром атомарного водорода, и их анализ приводил к заключению о наличие в составе атомов каждого щелочного металла одного электрона, слабо связанного с ядром по сравнению с остальными электронами. Иначе говоря, в атоме электроны размещаются не на одинаковом расстоянии от ядра, а слоями.

Атомные спектры получают, пропуская излучение возбужденных атомов (в пламени с высокой температурой или другими способами) через специальное оптическое устройство (призму, систему призм или дифракционных решеток), которое разлагает сложное излучение на монохроматические составляющие с определенной длиной волны (l) и, соответственно, с определенной частотой колебаний электромагнитного излучения: n = с /l, где c – скорость света. Каждый монохроматический луч регистрируется в определенном месте принимающего устройства (фотопластинки или др.). В результате получается спектр данного излучения. Атомные спектры состоят из отдельных линий – это линейчатые спектры.

Каждый вид атомов характеризуется строго определенным расположением линий в спектре, не повторяющихся у других видов атомов. Именно на этом основан метод спектрального анализа, с помощью которого были открыты многие элементы. Линейчатость атомных спектров противоречила законам классической электродинамики, согласно которой спектр атомов должен быть непрерывным в результате непрерывного излучения электроном энергии.

2. Модель строения атома водорода Бора. Так как законы классической электродинамики оказались не применимы для описания поведения электрона в атоме, Нильс Бор впервые сформулировал постулаты, основанные на законах квантовой механики.

1. В атоме водорода существуют орбиты, двигаясь по которым электрон не излучает. Они называются стационарными.

2. Излучение или поглощение энергии происходит в результате перехода электрона с одной стационарной орбиты на другую. Удаленные от ядра орбиты характеризуются большим запасом энергии. При переходе от низших к высшим орбитам атом переходит в возбужденное состояние. Но в этом состоянии он может находиться недолго. Он излучает энергию и возвращается на исходное основное состояние. При этом энергия кванта излучения равна:

h n = E n – E k ,

где n и k – целые числа.

3. Основные положения волновой (квантовой) механики. Объяснение волновых (спектральных) свойств возникло одновременно с квантово-механическими представлениями в теории строения атома. Предпосылкой являлась теория Планка излучения тел. Он показал, что изменение энергии происходит не непрерывно (согласно законам классической механики), а скачкообразно, порциями, которые были названы квантами. Энергия кванта определяется уравнением Планка: E = h n, где h – постоянная Планка равная, 6,63×10 –34 Дж×с,
n – частота излучения. Получается, что электрон обладает корпускулярными свойствами (масса, заряд) и волновыми – частота, длина волны.

В связи с этим Луи де Бройль выдвинул идею о дуализме частиц и волн. Причем корпускулярно-волновой дуализм характерен для всех объектов микро- и макромира, только для макроскопических объектов преобладает один из наборов свойств, и о них говорят, как о частицах или волнах, а для элементарных частиц и те, и другие свойства проявляются совместно. Уравнение де Бройля показывает связь между импульсом частицы и длиной волны: l = h /p = h /m u. Таким образом, электрону, вращающемуся вокруг ядра, можно приписать некоторую длину волны.

Согласно этим представлениям электрон – облако, размазанное в объеме атома, имеющее разную плотность. Следовательно, для описания положения электрона в атоме требуется ввести вероятностное описание электронной плотности в атоме, учитывающее его энергию и пространственную геометрию.

4. Квантовые числа. Орбитали. Для объяснения электронного строения атома водорода предложены четыре квантовых числа n , l , m l , s, характеризующие энергетическое состояние и поведение электрона в атоме. Эти числа однозначно характеризуют состояние электрона любого атома Периодической системы элементов. Для каждого электрона они в совокупности имеют различные значения.

Главное квантовое число п характеризует энергию и размеры электронных облаков. Оно принимает значения для основных состояний атомов 1-8 и в принципе до бесконечности. Его физический смысл как номера энергетического уровня – значение энергии электрона в атоме и, как следствие, размер атома. При п =1 электрон находится на первом энергетическом уровне с полной минимальной энергией и т.д. При увеличении п полная энергия растет. Энергию каждого энергетического уровня можно оценить по формуле: Е=- 1 / 13,6 ×n 2 . Энергетические уровни обозначают обычно буквами следующим образом:

Значение (n )
Обозначения	K	L	M	N	Q

Побочное, орбитальное (или азимутальное ) квантовое число l характеризует форму электронных орбиталей (облаков) вокруг атома и определяет изменение энергии в пределах энергетического уровня, т.е. характеризует энергию подуровня . Каждой форме электронного облака соответствует определенное значение механического момента движения электрона, определяемого побочным квантовым числом l , которые изменяются в пределах от 0 до п –1: п =1, l =0; п =2, l =0, l =1; п =3, l =0, l =1, l =2 и т.д. Энергетические подуровни в зависимости от l обозначают буквами:

Значения (l )
Обозначения (V )	s	p	d	f	g	h

Те электроны, которые находятся на s уровне, называются s- электронами,
на p уровне – p- электронами, на d уровне – d- электронами.

Энергия электронов зависит от внешнего магнитного поля. Эта зависимость описывается магнитным квантовым числом. Магнитное квантовое число m l указывает на ориентацию в пространстве электронной орбитали (облако). Внешнее электрическое или магнитное поле изменяет пространственную ориентацию электронных облаков, при этом происходит расщепление энергетических
подуровней. Число m l изменяется в пределах от –l , 0, +l и может иметь (2×l +1) значений:

Совокупность трех квантовых чисел однозначно описывает орбиталь. Она обозначается как «квадратик» – . Электрон как частица испытывает вращение вокруг собственной оси – по часовой и против часовой стрелки. Оно описывается спиновым квантовым числом s (m s ), которое принимает значения ±1/2. Наличие в атоме электронов с противоположно направленными спинами обозначается как «стрелки». Итак четверка наборов квантовых чисел описывает энергию электронов.

5. Многоэлектронные атомы. Определение числа электронов на уровнях и подуровнях. В многоэлектронных атомах электронное построение в соответствие с набором квантовых чисел регулируется двумя постулатами.

Принцип Паули : в атоме не может быть двух электронов, обладающих четырьмя одинаковыми квантовыми числами (иначе они не различимы, минимальное энергическое различие в спинах). Следствие, в одной электронной ячейке на орбитали может быть не более двух электронов с разнонаправленными спинами.

Заполнение электронами ячеек осуществляется в соответствии с правилом Гунда. Электроны заполняют s -, p- , d- , f- орбитали таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным, или, иными словами, электроны стремятся заполнить вакантные (пустые) орбитали, а уж потом спариваться (по Паули):

С учетом принципов квантовой химии можно построить электронную конфигурацию любого атома, как это следует из табл. 2, из которой выводим формулы для определения числа электронов на уровне 2n 2 , на подуровне 2(2l +1). Число орбиталей равно числу значений m (m=1, m=2, m=3).

Заполнение электронами подуровней осуществляется в соответствии с правилом Клечковского . Заполнение энергетических уровней происходит в порядке возрастания суммы главного и побочного квантовых чисел n+l.

Если эта сумма имеет одинаковые значения, то заполнение осуществляется в порядке возрастания n . Подуровни заполняются в порядке возрастания энергии:

1s << 2s << 2p << 3s << 3p << 4s £ 3d << 4p << 5s £ 4d << 5p << 6s £ 4f £ 5d…

Таблица 2-Электронные конфигурации атомов

Какой уровень заполняется дальше? 4s»3d по энергии. 4s n=3, d=2, сумма равна 5, n=4, s=0, сумма = 4, т.е. идет заполнение 4s и т.д. Энергия 5s » 4d, сумма равна 5 и 6, следовательно, сначала заполняется 5s, затем 4d. Энергия 6s » 5d » 4f,сумма равна 6, 7 и 7. В начале заполняется 6s. Главное квантовое число меньше у 4f, следовательно, далее заполняется этот подуровень, а за ним 5d.

Электронная конфигурация атома записывается в виде формулы, где количество электронов на подуровне указывается верхним индексом. Например, для алюминия можно записать формулу электронной конфигурации в виде 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .Это означает, что на 1s, 2s, 2p, 3s, 3p-подуровнях находятся 2, 2, 6, 2, 1 электронов.

В многоэлектронном невозбужденном атоме электроны занимают орбитали с минимальными энергиями. Они взаимодействуют друг с другом: электроны, расположенные на внутренних энергетических уровнях экранируют (заслоняют) электроны, расположенные на внешних уровнях, от действия со стороны положительного ядра. Такое влияние определяет изменение последовательности возрастания энергии орбиталей по сравнению с последовательностью возрастания энергии орбиталей в атоме водорода.

Необходимо отметить, что для элементов с полностью или наполовину заполненными d - и f -подуровнями наблюдаются отклонения от данного правила. Например, в случае атома меди Сu. Электронной конфигурации [Аr] 3d 10 4s 1 соответствует меньшая энергия, чем конфигурации [Аr] 3d 9 4s 2 (символ [Аr] обозначает, что строение и заполнение внутренних электронных уровней такое же, как в аргоне). Первая конфигурация соответствует основному состоянию, а вторая – возбужденному.

Химическая связь

1. Природа химической связи. Теории для объяснения химической связи базируются на кулоновских, квантовых и волновых взаимодействиях атомов. Прежде всего они должны объяснить выигрыш энергии при образовании молекул, механизм возникновения химической связи, ее параметры и свойства молекул.

Образование химической связи – процесс энергетически выгодный, сопровождается выделением энергии. Это подтверждено квантово-механическим расчетом взаимодействия двух атомов водорода при образовании молекулы (Гейтлер, Лондон). По результатам расчета выведена зависимость потенциальной энергии системы Е от расстояния между атомами водорода r (рис. 4).

Рис. 4. Зависимость энергии от межядерного расстояния.

При сближении атомов между ними возникают электростатические силы притяжения и отталкивания. Если сближаются атомы с антипараллельными спинами, вначале преобладают силы притяжения, поэтому потенциальная энергия системы понижается (кривая 1). Силы отталкивания начинают преобладать при очень малых расстояниях между атомами (ядерные взаимодействия). При некотором расстоянии между атомами r 0 энергия системы минимальна, поэтому система становится наиболее устойчивой, возникает химическая связь и образуется молекула. Тогда r 0 – межъядерное расстояние в молекуле Н 2 , которое и есть длина химической связи, а понижение энергии системы при r 0 – энергетический выигрыш при образовании химической связи (или энергия химической связи Е св). Следует отметить, что энергия диссоциации молекулы на атомы равна Е св по величине и противоположна по знаку.

Для квантово-механического описания химической связи применяют два взаимодополняющих метода: метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО).

2. Метод валентных связей (ВС). Ковалентная связь. Основным универсальным типом химической связи является ковалентная связь. Рассмотрим механизм образования ковалентной связи по методу ВС (на примере образования молекулы водорода):

1. Ковалентная связь между двумя взаимодействующими атомами осуществляется образованием общей электронной пары. Каждый из атомов предоставляет на образование общей электронной пары один неспаренный электрон:

Н·+·Н ® Н: Н

Таким образом, по методу ВС химическая связь двухцентровая и двух-электронная.

2. Общая электронная пара может образоваться только при взаимодействии электронов с антипараллельными спинами:

Н­+¯Н ® Н­¯Н.

3. При образовании ковалентной связи происходит перекрывание электронных облаков:

Это подтверждено экспериментально определенным значением межъядерного расстояния в молекуле Н 2 , r=0,074 нм, что значительно меньше суммы радиусов двух свободных атомов водорода, 2r=0,106 нм.

В области перекрывания облаков электронная плотность максимальна, т.е. вероятность пребывания двух электронов в пространстве между ядрами значительно больше, чем в других местах. Возникает система, в которой два ядра электростатически взаимодействуют с парой электронов. Это приводит к выигрышу в энергии, и система становится более устойчивой, образуется молекула. Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные облака.

Донорно-акцепторный механизм ковалентной связи. Образование ковалентной связи может происходить за счет собственной неподеленной пары электронов одного атома (иона) – донора и свободной атомной орбитали другого атома (иона) – акцептора . Такой механизм образования ковалентной связи называется донорно-акцепторным.

Образование молекулы аммиака NН 3 происходит обобществлением трех неспаренных электронов атома азота и одного неспаренного электрона трех атомов водорода с образованием трех общих электронных пар. В молекуле аммиака NН 3 у атома азота есть собственная неподеленная пара электронов. 1s–атомная орбиталь иона водорода Н + не содержит электронов (вакантная орбиталь). При сближении молекулы NН 3 и иона водорода происходит взаимодействие неподеленной электронной пары атома азота и вакантной орбитали иона водорода с образованием химической связи по донорно-акцепторному механизму и катиона NH 4 + . Благодаря донорно-акцепторному механизму валентность азота В=4.

Образование химических связей по донорно-акцепторному механизму – весьма распространенное явление. Так, химическая связь в координационных (комплексных) соединениях образуется по донорно-акцепторному механизму (см. лекцию 16).

Рассмотрим в рамках метода ВС характерные свойства ковалентной связи: насыщенность и направленность.

Насыщенность связи – это способность атома участвовать только в определенном числе ковалентных связей. Насыщенность определяется валентностью атома. Насыщенность характеризует количество (число) химических связей, образуемых атомом в молекуле, и это число называется ковалентностью (или, как в методе МО, порядком связи).

Валентность атома – понятие, широко используемое в учении о химической связи. Под валентностью понимают сродство, способность атома к образованию химических связей. Количественная оценка валентности при разных способах описания молекулы может отличаться. По методу ВС валентность атома (В) равна числу неспаренных электронов. Например, из электронно-ячеечных формул атомов кислорода и азота следует, что кислород двухвалентен (2s 2 2p 4), а азот трехвалентен (2s 2 2p 3).

Возбужденное состояние атомов (в.с.) . Спаренные электроны валентного уровня при возбуждении могут расспариваться, и переходить на свободные атомные орбитали (АО) более высокого подуровня в пределах данного валентного уровня. Например, для бериллия в невозбужденном состоянии (н.с.) В=0, т.к. на внешнем уровне нет неспаренных электронов. В возбужденном состоянии (в.с.) спаренные электроны 2s 2 занимают 2s 1 и 2p 1 подуровни, соответственно – В=2.

Валентные возможности р-элементов одной группы могут быть неодинаковы. Это обусловлено неодинаковым числом АО в валентном уровне у атомов элементов, расположенных в разных периодах. Например, кислород проявляет постоянную валентность В=2, так как его валентные электроны находятся на 2 энергетическом уровне, где нет вакантных (свободных) АО. Сера в возбужденном состоянии имеет максимальную В=6. Это объясняется наличием вакантных 3d-орбиталей на третьем энергетическом уровне.

Направленность ковалентной связи. Пространственное строение молекул. Наиболее прочные химические связи возникают в направлении максимального перекрывания атомных орбиталей (АО). Поскольку АО имеют определенную форму и энергию, то их максимальное перекрывание возможно с образованием гибридных орбиталей. Гибридизация АО позволяет объяснить пространственное строение молекул, поэтому ковалентная связь характеризуется направленностью.

3. Гибридизация атомных орбиталей и пространственное строение
молекул. Часто атомы формируют связи электронами разных энергетических состояний. Так, у атомов бериллия Ве (2s12р1), бора В (2s12р2), углерода С (2s12р3) в образовании связей принимают участие s - и р -электроны. Несмотря на то, что s - и р -облака отличаются по форме и энергии, химические связи, образованные с их участием, оказываются равноценными и расположены симметрично. Возникает вопрос, каким образом неравноценные по исходному состоянию электроны образуют равноценные химические связи. Ответ на него дает представление о гибридизации валентных орбиталей.

Согласно теории гибридизации химические связи формируют электроны не «чистых», а «смешанных», так называемых гибридных орбиталей . При гибридизации первоначальная форма и энергия орбиталей (электронных облаков) изменяются и образуются АО новой, но уже одинаковой формы и энергии. При этом число гибридных орбиталей равно числу атомных орбиталей , из которых они образовались .

Рис. 5. Типы гибридизации валентных орбиталей.

Характер гибридизации валентных орбиталей центрального атома и их пространственное расположение определяют геометрию молекул. Так, при sр-гибридизации АО бериллия Ве возникают две sр-гибридные АО, расположенные под углом 180° (рис. 5), отсюда и связи, образуемые с участием гибридных орбиталей, имеют валентный угол 180°. Поэтому молекула ВеCl 2 имеет линейную форму. При sр 2 -гибридизации бора В образуется три sр 2 -гибридных орбитали, расположенные под углом 120°. Вследствие этого молекула ВCl 3 имеет тригональную форму (треугольник). При sр 3 -гибридизации АО углерода С возникают четыре гибридных орбитали, которые симметрично ориентированы в пространстве к четырем вершинам тетраэдра, поэтому молекула ССl 4 имеет
также тетраэдрическую форму. Тетраэдрическая форма характерна для многих соединений четырехвалентного углерода. Вследствие sр 3 -гибридизации орбиталей атомов азота и бора тетраэдрическую форму имеют также NН 4 + и ВН 4 – .

Дело в том, что центральные атомы этих молекул, соответственно, атомы С, N и О, образуют химические связи за счет sр 3 -гибридных орбиталей. У атома углерода на четыре sр 3 -гибридных орбитали приходится четыре неспаренных электрона. Это определяет образование четырех связей С-Н и расположение атомов водорода в вершинах правильного тетраэдра с валентным углом 109°28¢. У атома азота на четыре sр 3 -гибридных орбитали приходится одна неподеленная электронная пара и три неспаренных электрона. Электронная пара оказывается несвязывающей и занимает одну из четырех гибридных орбиталей, поэтому молекула Н 3 N имеет форму тригональной пирамиды. Из-за отталкивающего действия несвязывающей электронной пары валентный угол в молекуле NH 3 меньше тетраэдрического и составляет 107,3°. У атома кислорода на четыре sр 3 -гибридных орбитали приходится две несвязывающие электронные пары и два неспаренных электрона. Теперь уже две из четырех гибридных орбитали заняты несвязывающими электронными парами, поэтому молекула Н 2 О имеет угловую форму. Отталкивающее действие двух несвязывающих электронных пар проявляется в большей степени, поэтому валентный угол искажается против тетраэдрического еще сильнее и в молекуле воды составляет 104,5° (рис. 6).

Рис. 6. Влияние несвязывающих электронных пар
центрального атома на геометрию молекул.

Таким образом, метод ВС хорошо объясняет нысыщенность и направленность химических связей, такие количественные параметры, как энергия (E ), длина химических связей (l ) и валентные углы (j) между химическими связями (строение молекул). Это удобно и наглядно демонстрируется на шарико-стержневых моделях атомов и молекул. Метод ВС хорошо объясняет и электрические свойства молекул, характеризующиеся электроотрицательностью атомов, дипольным моментом молекул. Под электроотрицательностью атомов понимается их способность быть более положительными или отрицательными при образовании химической связи, или иными словами способность притягивать или отдавать электроны, образуя анионы и катионы. Первая количественно
характеризуется потенциалом ионизации (E П.И), вторая – энергия сродства к электрону (E С.Э).

Таблица 3

Пространственная конфигурация молекул и комплексов АВ n

Тип гибридизации центрального атома А	Число электронных пар атома А	Тип молекулы	Пространственная конфигурация	Примеры
связы-вающих	несвязывающих
sр			АВ 2	Линейная	BeCl 2 (г), CO 2
sр 2			АВ 3	Треугольная	BCl 3 , CO 3 2–
			АВ 2	Угловая	O 3
sр 3			АВ 4	Тетраэдрическая	CCl 4 , NH 4 , BH 4
			АВ 3	Тригонально-пирамидальная	H 3 N, H 3 P
			АВ 2	Угловая	H 2 O
sр 3 d			АН 5	Тригонально-бипирамидальная	PF 5 , SbCl 5
			АВ 4	Искаженная тетраэдрическая	SF 4
			АВ 3	Т-образная	ClF 3
			АВ 2	Линейная	XeF 2
sр 3 d 2			АВ 6	Октаэдрическая	SF 6 , SiF 6 2–
			АВ 5	Квадратно-пирамидальная	IF 5

Химическая термодинамика

1. Основные понятия и определения. Термодинамика – это наука, изучающая общие закономерности протекания процессов, сопровождающихся выделением, поглощением и превращением энергии. Химическая термодинамика изучает взаимные превращения химической энергии и других ее форм – тепловой, световой, электрической и т.д., устанавливает количественные законы этих переходов, а также позволяет предсказать устойчивость веществ при заданных условиях и их способность вступать в те или иные химические реакции. Термохимия , являющаяся разделом химической термодинамики, изучает тепловые эффекты химических реакций.

Закон Гесса. В химической термодинамике первый закон трансформируется в закон Гесса,характеризующий тепловые эффекты химических реакций.Теплота, как и работа, не является функцией состояния. Поэтому для придания тепловому эффекту свойства функции состояния введена энтальпия (DH ), направленное изменение которой составляет DH = DU +P DV при постоянном давлении. Отметим при этом, что P DV = A – работе расширения, а DH = –Q (с обратным знаком). Энтальпию характеризуют теплосодержанием системы так, что экзотермическая реакция понижает DH . Обратите внимание, что выделению теплоты в химической реакции (экзотермической ) соответствует DH < 0, а поглощению (эндотермической ) DH > 0. В старой химической литературе была принята противоположная система знаков (!) (Q > 0 для экзотермических реакций и Q < 0 для эндотермических).

Изменение энтальпии (тепловой эффект) не зависит от пути реакции, а определяется только свойствами реагентов и продуктов (закон Гесса, 1836)

Покажем это на следующем примере:

C(графит) + O 2 (г.) = CO 2 (г.) DH 1 = –393,5 кДж

С(графит) + 1 / 2 O 2 (г.) = CO(г.) DH 2 = –110,5 кДж

СО(г.) + 1 / 2 O 2 (г.) = СО 2 (г.) DH 3 = –283,0 кДж

Здесь энтальпия образования CO 2 не зависит от того, протекает ли реакция в одну стадию или в две, с промежуточным образованием CO (DH 1 = DH 2 + DH 3). Или иными словами сумма энтальпий химических реакций в цикле равна нулю:

где i – число реакций в замкнутом цикле.

В любом процессе, когда конечное и начальное состояния веществ одинаковы, сумма всех теплот реакции равна нулю.

Например, имеем последовательность из нескольких химических процессов, приводящих в конце к исходному веществу и характеризующихся каждый своей энтальпией, т.е.

а согласно закону Гесса,

DH 1 + DH 2 + DH 3 + DH 4 = 0, (7.4)

Результирующий тепловой эффект равен нулю потому, что на одних стадиях тепло выделяется, на других – поглощается. Это приводит к взаимной компенсации.

Закон Гесса позволяет вычислить тепловые эффекты тех реакций, для которых прямое измерение невозможно. Например, рассмотрим реакцию:

H 2 (г.) + O 2 (г.) = H 2 O 2 (ж.) DH 1 = ?

Экспериментально легко измерить следующие тепловые эффекты:

H 2 (г.) + 1 / 2 O 2 (г.) = H 2 O(ж.) DH 2 = –285,8 кДж,

H 2 O 2 (ж.) = H 2 O(ж.) + 1 / 2 O 2 (г.) DH 3 = –98,2 кДж.

Пользуясь этими значениями, можно получить:

DH 1 = DH 2 – DH 3 = –285,8 + 98,2 = –187,6 (кДж/моль).

Таким образом, достаточно измерить тепловые эффекты ограниченного числа реакций, чтобы затем теоретически вычислить тепловой эффект любой реакции. На практике табулированы стандартные энтальпии образования DH f ° 298 , измеренные при Т =298,15 К (25°C) и давлении p = 101,325 кПа (1 атм), т.е. при стандартных условиях . (Не путать стандартные условия с нормальными !)

Стандартная энтальпия образования DH f ° – это изменение энтальпии в ходе реакции образования 1 моля вещества из простых веществ:

Ca (тв.) + C (графит) + 3 / 2 O 2 (г.) = CaCO 3 (тв.) DH ° 298 =–1207 кДж/моль.

Обратите внимание, что в термохимическом уравнении указываются агрегатные состояния веществ. Это очень важно, так как переходы между агрегатными состояниями (фазовые переходы ) сопровождаются выделением или поглощением тепла:

H 2 (г.) + 1 / 2 O 2 (г.) = H 2 O (ж.) DH ° 298 = –285,8 кДж/моль,

H 2 (г.) + 1 / 2 O 2 (г.) = H 2 O (г.) DH ° 298 = –241,8 кДж/моль.

H 2 O (г.) = H 2 O (ж.) DH ° 298 = –44,0 кДж/моль.

Стандартные энтальпии образования простых веществ приняты равными нулю. Если простое вещество может существовать в виде нескольких аллотропных модификаций, то DH ° = 0 приписывается самой устойчивой при стандартных условиях форме, например, кислороду, а не озону, графиту, и не алмазу:

3 / 2 O 2 (г.) = O 3 (г.) DH ° 298 = 142 кДж/моль,

C (графит) = C (алмаз) DH ° 298 = 1,90 кДж/моль.

Следствием закона Гесса, с учетом изложенного, является – изменение энтальпии в ходе реакции будет равно сумме энтальпий образования продуктов за вычетом суммы энтальпий образования реагентов с учетом стехиометрических коэффициентов реакции:

Похожая информация.

§ 1 М.В. Ломоносов, как основоположник атомно-молекулярного учения

Начиная с XVII века, в науке существовало молекулярное учение, которое использовалось для объяснения физических явлений. Практическое применение молекулярной теории в химии было ограничено тем, что ее положения не могли объяснить сущность протекания химических реакций, ответить на вопрос, как из одних веществ в ходе химического процесса образуются новые.

Решение этого вопроса оказалось возможным на основе атомно-молекулярного учения. В 1741 г. в книге «Элементы математической химии» Михаил Васильевич Ломоносов фактически сформулировал основы атомно-молекулярного учения. Русский учёный-энциклопедист рассматривал строение вещества не как определенную комбинацию атомов, но как сочетание более крупных частиц - корпускул, которые, в свою очередь, состоят из более мелких частиц - элементов.

Терминология Ломоносова со временем претерпела изменения: то, что он называл корпускулами, стали называть молекулами, а на смену термину элемент пришёл термин атом. Однако суть высказанных им идей и определений блестяще выдержала испытание временем.

§ 2 История развития атомно-молекулярного учения

История развития и утверждения в науке атомно-молекулярного учения оказалась очень непростой. Работа с объектами микромира вызывала огромные трудности: атомы и молекулы было невозможно увидеть и, таким образом, убедиться в их существовании, а попытки измерения атомных масс нередко заканчивались получением ошибочных результатов. Через 67 лет после открытия Ломоносова, в 1808 году, известный английский учёный Джон Дальтон выдвинул атомную гипотезу. Согласно ей, атомы представляют собой мельчайшие частицы вещества, которые невозможно разделить на составные части или превратить друг в друга. По Дальтону, все атомы одного элемента имеют совершенно одинаковый вес и отличаются от атомов других элементов. Соединив учение об атомах с учением о химических элементах, разработанным Робертом Бойлем и Михаилом Васильевичем Ломоносовым, Дальтон обеспечил прочный фундамент для дальнейших теоретических исследований в химии. К сожалению, Дальтон отрицал существование молекул у простых веществ. Он считал, что из молекул состоят только сложные вещества. Это не способствовало дальнейшему развитию и применению атомно-молекулярного учения.

Условия для распространения идей атомно-молекулярного учения в естествознании сложились лишь во второй половине XIX века. В 1860 году на Международном съезде естествоиспытателей в немецком городе Карлсруэ были приняты научные определения атома и молекулы. Учения о строении веществ тогда ещё не было, поэтому было принято положение о том, что все вещества состоят из молекул. Считалось, что простые вещества, например металлы, состоят из одноатомных молекул. Впоследствии такое сплошное распространение принципа молекулярного строения на все вещества оказалось ошибочным.

§ 3 Основные положения атомно-молекулярного учения

1.Молекула - наименьшая часть вещества, сохраняющая его состав и важнейшие свойства.

2.Молекулы состоят из атомов. Атомы одного элемента сходны друг с другом, но отличаются от атомов других химических элементов.

Атомно-молекулярное учение – совокупность положений, аксиом и законов, которые описывают все вещества как набор молекул, состоящих из атомов.

Древнегреческие философы задолго до начала нашей эры в своих трудах уже выдвигали теорию существования атомов. Отвергая существование богов и потусторонних сил, они пытались объяснить все непонятные и загадочные явления природы естественными причинами – соединением и разъединением, взаимодействием и смешиванием невидимых человеческому глазу частичек – атомов. Но служители церкви на протяжении многих веков преследовали приверженцев и последователей учения об атомах, подвергали их гонениям. Но из-за отсутствия необходимых технических приспособлений философы древности не могли скрупулезно изучить природные явления, и под понятием «атом» у них скрывалось современное понятие «молекула».

Лишь в середине ХVIII века великий русский учёный М.В. Ломоносов обосновал атомно-молекулярные представления в химии. Основные положения его учения изложены в работе «Элементы математической химии» (1741 г.) и ряде других. Ломоносов назвал теорию корпускулярно-кинетической теорией.

М.В. Ломоносов четко разграничивал две ступени в строении вещества: элементы (в современном понимании – атомы) и корпускулы (молекулы). В основе его корпускулярно-кинетической теории (современного атомно-молекулярного учения) лежит принцип прерывности строения (дискретности) вещества: любое вещество состоит из отдельных частиц.

В 1745 году М.В. Ломоносов писал: «Элемент есть часть тела, не состоящая из каких-либо меньших и отличных между собою тел… Корпускулы есть собрание элементов в одну небольшую массу. Они однородны, если состоят из одинакового числа одних и тех же элементов, соединённых одинаковым образом. Корпускулы разнородны, когда элементы их различны и соединены различным образом или в различном числе; от этого зависит бесконечное разнообразие тел.

Молекула является наименьшей частицей вещества, обладающей всеми его химическими свойствами. Вещества, имеющие молекулярную структуру, состоят из молекул (большинство неметаллов, органические вещества). Значительная часть неорганических веществ состоит из атомов (атомная решётка кристалла) или ионов (ионная структура). К таким веществам относятся оксиды, сульфиды, различные соли, алмаз, металлы, графит и др. Носителем химических свойств в этих веществах является комбинация элементарных частиц (ионы или атомы), то есть кристалл представляет собой гигантскую молекулу.

Молекулы состоят из атомов. Атом – мельчайшая, далее химически неделимая составная часть молекулы.

Получается, молекулярная теория объясняет физические явления, которые происходят с веществами. Учение об атомах приходит на помощь молекулярной теории при объяснении химических явлений. Обе эти теории – молекулярная и атомная – объединяются в атомно-молекулярное учение. Сущность этого учения можно сформулировать в виде нескольких законов и положений:

1. вещества состоят из атомов;
2. при взаимодействии атомов образуются простые и сложные молекулы;
3. при физических явлениях молекулы сохраняются, их состав не изменяется; при химических – разрушаются, их состав изменяется;
4. молекулы веществ состоят из атомов; при химических реакциях атомы в отличие от молекул сохраняются;
5. атомы одного элемента сходны друг с другом, но отличаются от атомов любого другого элемента;
6. химические реакции заключаются в образовании новых веществ из тех же самых атомов, из которых состояли исходные вещества.

Благодаря своей атомно-молекулярной теории М.В. Ломоносов по праву считается родоначальником научной химии.

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.